Aula 15 - Redox

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UNIVERSIDADE FEDERAL UBERLÂNDIA
CAMPUS DE PATOS DE MINAS 
ENGENHARIA DE ALIMENTOS/BIOTECNOLOGIA
QUÍMICA ANALÍTICA
Prof. Dra. DJENAINE DE SOUZA
Aula 15
“REAÇÕES E TITULAÇÕES 
REDOX
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Reações redox em sistemas biológicos
Flavina-adenina dinucleotídeo (FAD) cofator presente em diferentes reações 
metabólicas
Síntese de ATP
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- Reações redox no meio-
ambiente
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REAÇÕES DE OXIDAÇÃOREAÇÕES DE OXIDAÇÃOREAÇÕES DE OXIDAÇÃOREAÇÕES DE OXIDAÇÃO----REDUÇÃOREDUÇÃOREDUÇÃOREDUÇÃO
Reações de oxidação-redução são aqueles processos químicos que envolvem 
TRANSFERÊNCIA (troca) DE ELÉTRONS de uma molécula, átomo ou íon para 
outro reagente. 
Transferência de elétrons leva:
1. Aumento no número de oxidação de um elemento= OXIDAÇÃO
2. Diminuição no número de oxidação de um elemento= REDUÇÃO
• OXIDAÇÃO = perder elétrons
• REDUÇÃO = ganhar elétrons
• AGENTE OXIDANTE = substância que promove uma oxidação ao 
mesmo tempo em que ela se reduz no processo: bom RECEPTOR de 
elétrons 
• AGENTE REDUTOR = substância que doa elétrons promovendo a 
redução de outra substância e ela é oxidada no processo: bom doador 
de elétrons 
As reações redox acontecem SIMULTANEAMENTE: sempre deve haver um 
redutor que doe elétrons e um oxidante que os aceite. 
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Para entender as reações de oxirredução é necessário conhecer o 
número de oxidação .
O número de oxidação de um átomo em um íon ou molécula é definido
como a carga de um átomo tem, ou aparenta ter, seguindo-se 
algumas regras.
Os números de oxidação refletem o modo como as cargas
estão distribuídas entre os átomos numa molécula.
Os números de oxidação são importantes na identificação de 
reações nas quais ocorrem reações de oxirredução, e também
qual é o agente oxidante e qual é o agente redutor.
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Oxidação
2 H2(g) + O2(g) ---> 2 H2O(liq)
Mg(s) + 2 HCl(aq) --> MgCl2(aq) + H2(g)
Todas as reações de corrosão são oxidações.
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) ---> 2 Al3+(aq) + 3 Cu(s)
Redução
Fe2O3(s) + 2 Al(s) --> 2 Fe(s) + Al2O3(s)
2 K + 2 H2O --> 2 KOH + H2
Cu + HNO3 --> Cu2+ + NO2
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Corrosão do alumínio
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) --> 2 Al3+(aq) + 3 Cu(s)
Al(s) --> Al3+(aq) + 3 e-
• no. ox. do Al aumenta quando e- são doados pelo metal. 
• Al é OXIDADO 
• Al é o AGENTE REDUTOR é balanceado numa semi-reação.
Cu2+(aq) + 2 e- --> Cu(s) 
no. ox. do Cu diminuí, e- são recebidos pelo metal. 
Cu é REDUZIDO
Cu é o AGENTE OXIDANTE é balanceado numa semi-reação.
As duas meia-reação dão a reação total. 
—2 mol de Al e 3 mol de Cu2+.
2 Al(s) --> 2 Al3+(aq) + 6 e-
3 Cu2+(aq) + 6 e- --> 3 Cu(s) 
-----------------------------------------------------------
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) --> 2 Al3+(aq) + 3 Cu(s)
Equação final é balanceada para massa e carga.
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Exercício 1: Balancear a reação:
Primeiro, escrevemos e balanceamos as duas semi-reações envolvidas
Levando em consideração os quatro átomos de oxigênio presentes no lado 
esquerdo da equação, adicionamos 4H2O do lado direito da equação, o que 
significa que temos de adicionar 8H do lado esquerdo
Para balancear as cargas, precisamos adicionar cinco elétrons do lado esquerdo 
da equação
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adicionamos uma H2O do lado esquerdo da equação para suprir o oxigênio 
necessário e 2H+ do lado direito para balancear o hidrogênio:
Então adicionamos dois elétrons no lado direito para balancear as cargas
Antes de combinar as duas equações, precisamos multiplicar a primeira por 2 
e a segunda por 5, assim o número de elétrons perdido será igual ao número 
de elétrons ganhos.
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REAÇÕES REDOX = a reação é desenvolvida colocando-se o oxidante e o 
redutor em contato direto, em um recipiente adequado.
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Podemos estudar os equilíbrios de oxidação-redução convencionalmente
medindo os potenciais de células eletroquímicas nas quais as duas semi-
reações que compõem o equilíbrio sejam seus participantes.
No equilíbrio, as duas semi-reações da célula continuam 
ocorrendo, porém suas velocidades são iguais.
Uma célula eletroquímica consiste em dois condutores chamados 
eletrodos, cada um deles imerso em uma solução eletrolítica.
O cátodo é o eletrodo no qual ocorre a redução. 
O ânodo é o eletrodo no qual ocorre a oxidação
reações catódicas reações anódicas
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As células galvânicas ou voltaicas armazenam energia elétrica
Nessas células, as reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir 
espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons
do ânodo para o cátodo através de um condutor externo.
REAÇÕES REDOX = a reação é realizada em uma célula eletroquímica na qual 
os reagentes não estão em contato direto uns com os outros.
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Uma célula eletrolítica, em contraste com uma célula voltaica, requer
uma fonte externa de energia elétrica para sua operação.
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Representação Esquemática das Células
• Por convenção, uma linha vertical simples indica um limite entre fases, ou 
interface, na qual o potencial se desenvolve. 
• A linha vertical dupla representa dois limites, um em cada extremidade da 
ponte salina.
Ponte salina
ÂNODO CÂTODO
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Elétrons transportam a carga 
tanto nos eletrodos quanto nos 
condutores externos
Os ânions e os cátions são os 
transportadores de cargas na 
células
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A diferença de potencial que se desenvolve entre os eletrodos de 
uma célula é uma medida da tendência da reação em prosseguir a 
partir de um estado de não-equilíbrio para a condição de equilíbrio.
Se os reagentes e produtos estão em seus estados padrão, o 
potencial da célula resultante é chamado potencial padrão da célula.
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O potencial de uma célula é a diferença entre dois potenciais de meia-célula ou 
de um eletrodo, um associado com a semi-reação do eletrodo da direita (Edireita), 
o outro associado com a semi-reação do eletrodo da esquerda (Eesquerda).
Para medir o potencial de um eletrodo, um dos contatos de um voltímetro é 
conectado ao eletrodo em questão. Então o outro contato do medidor precisa 
se conectar com a solução do compartimento do eletrodo por meio de outro 
condutor.
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As grandezas dos potenciais desses eletrodos indicam a força relativa 
das quatro espécies iônicas como receptores de elétrons (agentes 
oxidantes); isto é, na ordem decrescente, Ag+ H+ Cd+2 Zn+2.
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Efeito da Concentração Sobre os Potenciais de Eletrodo:
a Equação de Nernst
Um potencial de eletrodo é uma medida da extensão na qual as concentrações 
das espécies presentes em uma meia-célula diferem de seus valores no equilíbrio
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Exercício 2: Descreva as equações de Nerst para as seguintes semi-reaões:
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O Potencial Padrão de Eletrodo, E0
O potencial padrão de eletrodo para uma semi-reação, E0, é definido como o 
potencial de eletrodo quando todos os reagentes e produtos de uma semi-reação
têm atividades unitárias.
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elhor agente redutor =m
aior tendência de 
doar elétrons
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CÁLCULOS DE POTENCIAIS DE CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
Exercício 3: Calcule o potencial termodinâmico da seguinte célula e a variação 
de energia livre associada à reação da célula.
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Exercício 4: Calcule o potencial da seguinte célula e indique a reação que 
ocorreria espontaneamente se a célula estivesse em curto-circuito.
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CÁLCULOS DE CONSTANTES DE EQUILÍBRIO REDOX
Desenvolver uma relação geral para calcular as constantes de equilíbrio a partir 
de dados de potencial padrão, considere a reação na qual a espécie Ared reage 
com a espécie Box para formar Aox e Bred.
Obtemos uma equação balanceada para areação 
desejada pela multiplicação da primeira equação 
por b e da segunda equação por a:
Quando esse sistema encontra-se no equilíbrio, os 
dois potenciais de eletrodo EA e EB são iguais.
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Exercício 5: Calcule a constante de equilíbrio para a reação:
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Exercício 6: Calcule a constante de equilíbrio para a reação:
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CONSTRUÇÃO DE CURVAS DE TITULAÇÃO REDOX